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        氧化還原反應強弱規(guī)律的適用條件探究

        2020-06-06 11:10:06魏連好
        數(shù)理化解題研究 2020年16期
        關鍵詞:方向影響

        魏連好

        (山東省昌樂及第中學 262400)

        一、氧化還原反應強弱規(guī)律的主要問題

        高中的氧化還原反應的強弱規(guī)律存在太多的問題,即使有的教師總結提出其適用條件為:“常溫下的自發(fā)反應”.但仍然存在較多問題.如下:

        1.可逆的歧化反應,歸中反應無法正確做出判斷.如常溫下氯氣與水的反應中,Cl2自我氧化還原,生成HClO與HCl.由該規(guī)律可知,正反應的氧化性比較:Cl2>HClO,還原性比較:Cl2>HCl.逆反應的氧化性比較:HClO>Cl2,還原性比較:HCl>Cl2.正逆反應結論并不同,這就無法直接運用該規(guī)律.

        2.常溫下,適用此規(guī)律,鐵與鹽酸反應生成氯化亞鐵和氫氣,在高溫條件下仍然適用.同樣可以得到,氧化性:HCl>FeCl2,還原性:Fe>H2.常溫過于局限,并且很多低溫、高溫也遵循該規(guī)律.

        3.非歧化反應及歸中反應的可逆化合反應,分解反應無法做出正確判斷.如氮氣與氫氣反應合成氨氣,在常溫下的反應,同樣存在正逆反應得出的結果不一致.

        4.部分非自發(fā)反應仍遵循該強弱規(guī)律.如:氫氣與氯氣光照條件下生成氯化氫,以及所有的燃燒反應.

        二、推導氧化還原反應強弱規(guī)律的使用條件

        作為氧化還原反應的一條一般規(guī)律,存在各種各樣的問題.學生在學習及使用該規(guī)律發(fā)現(xiàn)了各種各樣的問題,難道該規(guī)律就這樣被學生推翻了嗎?然而,從眾多的化學反應中仍然可以看出強弱規(guī)律的正確性.真理都有自己的適用范圍.在多年教學中,總結了大量適用氧化還原反應強弱規(guī)律的情況.

        1.所有的燃燒反應.無論是金屬的燃燒還是非金屬的燃燒反應,都遵循該規(guī)律.

        2.多數(shù)遵循該強弱規(guī)律的是向著反應放熱的方向進行的反應.

        3.部分熵增加,吸熱的反應.如氯氣與水反應生成鹽酸和次氯酸,逆反應吸熱,熵增加,逆反應適用.但通常放熱起主導作用.因此,在重新總結氧化還原反應強弱規(guī)律的適用范圍,重點考慮了放熱反應的強弱規(guī)律.

        放熱反應且反應放熱起主導作用存在,ΔH<0.任何一個可以自發(fā)進行的化學反應都有ΔG<0,當ΔH·ΔG>0時,遵循氧化還原反應的強弱規(guī)律;若反應混亂度起主導作用,存在ΔS>0,反應自發(fā)進行ΔG<0,當ΔS·ΔG<0時,遵循氧化還原反應的強弱規(guī)律.具體使用時可具體看ΔG=ΔH-T·ΔS中 ΔH與T·ΔS的大小關系,當ΔH與T·ΔS中ΔH比T·ΔS大比較多時,符合ΔH·ΔG>0的反應方向遵循強弱規(guī)律;當ΔH比T·ΔS小較多時,符合ΔS·ΔG<0的方向遵循強弱規(guī)律.

        例1雙氧水分解制備氧氣的反應,ΔH<0,ΔS>0比較雙氧水與氧氣的氧化性.

        解析由于ΔH<0,ΔS>0,所以ΔG=ΔH-T·ΔS<0恒成立,因此ΔH與ΔS影響方向是一致的.故無論采取ΔS·ΔG<0還是采取ΔH·ΔG>0,結果都是一致的.

        由上述例題分析可知,自發(fā)進行是該規(guī)律的必然條件.即ΔG<0恒成立.因此對于任何可自發(fā)進行的反應,只需看ΔH與ΔS的影響.即ΔH影響大時,只需看ΔH影響的方向,若ΔS影響大時,只需要看ΔS影響的方向.

        例2如工業(yè)制粗硅、工業(yè)制水煤氣,低溫不能自發(fā)反應,高溫自發(fā).

        解析這類高溫反應下的反應,正向不遵循氧化還原反應強弱規(guī)律.常溫時,逆由于ΔH比ΔS影響更大,故逆向遵循該規(guī)律.不過高溫和低溫下,由于溫度的影響,可能改變化學反應的方向及限度,故判斷時應采用較為溫和的常溫更為合適.

        綜上所述,該氧化還原反應的強弱規(guī)律應該為ΔH或ΔS引導的常溫下的自發(fā)反應.高溫時仍成立,但仍要按照常溫下計算.反應必須自發(fā)進行,選出ΔH<0或ΔS>0引導的方向.根據(jù)此關系判斷出遵循氧化還原反應的強弱規(guī)律的方向,即可求出氧化性,還原性的大小關系.通常判斷ΔS用s

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